Afinidade electrónica

Na Galipedia, a Wikipedia en galego.

A afinidade electrónica é a cantidade de enerxía intercambiada por un átomo aillado en fase gasosa cando forma un ión cunha carga eléctrica de -1. Na maioría dos elementos químicos é enerxía desprendida, polo que se lle asigna o signo menos. Na medida en que a tendencia a adquirir electróns sexa maior, tanto máis negativa será a afinidade electrónica. O flúor é o elemento que con maior facilidade adquire un electrón adicional, mentres que o mercurio é o que menos.

Aínda que a afinidade electrónica parece variar de forma caótica e desordenada ó longo da táboa periódica, pódense apreciar tendencias. Os non metais teñen afinidades electrónicas máis baixas (valores máis negativos), que os metais, exceptuando os gases nobres que presentan valores positivos pola súa estabilidade química, xa que a afinidade electrónica está influenciada pola regra do octeto.

Os elementos do grupo 17, teñen unha gran tendencia a gañar un electrón para completar o seu último nivel electrónico e formar anións de carga eléctrica -1, polo que son os elementos que máis enerxía desprenden ó gañalo. Dentro deste grupo podemos ver que o flúor desprende moita máis enerxía que o cloro ó gañar un electrón porque este electrón quedará máis próximo ó núcleo no flúor que no cloro dado o menor tamaño do átomo de flúor. Esta mesma tendencia pode apreciarse nos demais elementos químicos a medida que descendemos no grupo.

Se comparamos o osíxeno co flúor (situado este último máis á dereita na táboa periódica), vemos que o flúor, ó faltarlle un único electrón para completar nivel, ten moita tendencia a gañalo. Ó osíxeno, ó faltarlle dous electróns para completar nivel, gañando un solo non completa nivel polo que a súa tendencia a gañalo será inferior á do flúor, consecuentemente a afinidade electrónica do osíxeno non acadará un valor absoluto tan grande, non será tan negativa como á do flúor. Esta tendencia pode apreciarse noutros elementos do mesmo período.

Un caso interesante aparece ó comparar as afinidades electrónicas dos elementos do grupo 1 cos elementos do grupo 2. Aínda que a tendencia predominante destes elementos é a perder electróns para completar nivel, se un elemento do grupo 1 gaña un electrón completaría o subnivel s polo que ten unha lixeira tendencia a adquirilo, mentres que se un elemento do grupo 2 gañase un electron, este subnivel, que estaría completo no átomo deixaría de estalo ó formarse o ión, polo que non ten ningunha tendencia a adquirilo. De aí que os elementos do grupo 1 desprendan unha pouca de enerxía ó gañar un electrón (teñen afinidades electrónicas cun valor lixeiramente negativo, e máis negativo cando ese electrón vai quedar máis cerca do núcleo) mentres que os elementos do grupo 2 teñen afinidades electrónicas positivas, temos que darlles enerxías para forzalos á aceptar o electrón.

Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Período
1 H
-73
He
21
2 Li
-60
Be
19
B
-27
C
-122
N
7
O
-141
F
-328
Ne
29
3 Na
-53
Mg
19
Al
-43
Si
-134
P
-72
S
-200
Cl
-239
Ar
35
4 K
-48
Ca
10
Sc
-18
Ti
-8
V
-51
Cr
-64
Mn
 
Fe
-16
Co
-64
Ni
-112
Cu
-118
Zn
47
Ga
-29
Ge
-116
As
-78
Se
-195
Br
-325
Kr
39
5 Rb
-47
Sr
 
Y
-30
Zr
-41
Nb
-86
Mo
-72
Tc
-53
Ru
-101
Rh
-110
Pd
-54
Ag
-126
Cd
32
In
-29
Sn
-116
Sb
-103
Te
-190
I
-295
Xe
41
6 Cs
-45
Ba
 
Lu
 
Hf
 
Ta
-31
W
-79
Re
-14
Os
-106
Ir
-151
Pt
-205
Au
-223
Hg
61
Tl
-20
Pb
-35
Bi
-91
Po
-183
At
-270
Rn
41
7 Fr
-44
Ra
 
Lr
 
Rf
 
Db
 
Sg
 
Bh
 
Hs
 
Mt
 
Ds
 
Rg
 
Cn
 
Uut
 
Uuq
 
Uup
 
Uuh
 
Uus
 
Uuo
 
Táboa periódica de afinidades electrónicas, en kJ/mol